Redoksreaksjon

En redoksreaksjon er en kjemisk grunnreaksjon med to reaktanter, der oksidasjonstilstandene til atomer i begge reaktantene endres. Begrepet redoksreaksjon er et såkalt boksord, eller koffertord (Pormanteau) , som ble opprettet ved å slå sammen to ord fra begrepet reduksjons-oksidasjonsreaksjon .

Endringene i oksidasjonstilstandene er forårsaket av den formelle utvekslingen av elektroner mellom de to reaktantene. En av reaktantene - reduksjonsmiddelet - frigjør elektroner, og øker dermed oksidasjonstilstanden og omdannes til oksidert form. Den andre reaksjonspartneren - oksidasjonsmiddelet - aksepterer elektronene, og senker dermed oksidasjonstilstanden tilsvarende og omdannes til redusert form. For å beskrive en redoksreaksjon kreves to redokspar . Viktige eksempler på disse redoksparene er oppført i den såkalte elektrokjemiske serien .

Reaksjonssekvens

Følgende utsagn gjelder redoksreaksjoner:

• Redoksreaksjoner er formelt elektronoverføringsreaksjoner mellom to stoffer, hvorav den ene fungerer som et oksidasjonsmiddel og det andre stoffet som et reduksjonsmiddel.
• Oksidasjon betyr: En forbindelse, eller et ion, eller et atom i forbindelsen frigjør en eller flere elektroner og opplever en tilsvarende økning i oksidasjonstilstanden. Dette ionet, atomet eller denne forbindelsen kalles reduksjonsmiddel , som oksyderes i redoksreaksjonen.
• Reduksjon betyr: En forbindelse eller et ion eller et atom i forbindelsen absorberer ett eller flere elektroner og opplever derved en tilsvarende reduksjon i oksidasjonstilstanden. Dette ionet, atomet eller forbindelsen kalles oksidasjonsmiddel , som reduseres under reaksjonen.
• Mange kjemiske reaksjoner er redoksreaksjoner, selv om utveksling av elektroner ikke alltid er umiddelbart gjenkjennelig i reaksjonsligningene. Derfor, i de assosierte reaksjonslikningene, som også blir referert til som redoksligninger, kan oksidasjonstilstandene til atomene som er involvert i redoksreaksjonen identifiseres ved deres respektive oksidasjonstall i overskrift .
• I redoksreaksjoner skjer begge delreaksjonene samtidig. Noen redoksreaksjoner skjer sakte og med tilsetning av energi, som f.eks B. Korrosjonsreaksjoner og aerobe metabolske reaksjoner . Mange redoksreaksjoner finner sted raskt og genererer energi som f.eks B. Brannsår eller eksplosjoner .

Skjematisk av reaksjonssekvensen

I en redoksreaksjon reagerer stoff A, som frigjør elektroner (elektrondonor) som reduksjonsmiddel, med stoff B, som aksepterer elektronene (elektronakseptor) som et oksidasjonsmiddel . De generelle reaksjonsordningene er:

${\ displaystyle {\ ce {A -> A + + e-}}}$

Redoks- paroksidasjon: Stoff A frigjør et elektron som reduksjonsmiddel.

${\ displaystyle {\ ce {B + e- -> B-}}}$

Redoks parreduksjon : Elektronen absorberes av oksidasjonsmiddel B.

${\ displaystyle {\ ce {A + B -> A + + B-}}}$

Sammendrag som en redoksreaksjon: Stoff A donerer et elektron til stoff B. Stoff A oksyderes og stoff B reduseres tilsvarende

Oppsummering av prosessene som er involvert og tekniske termer

Forbrenning d. H. Redoksreaksjon med atmosfærisk oksygen som oksidasjonsmiddel og med karbon i tre som reduksjonsmiddel

.

Kjente og mindre kjente redoksreaksjoner med oksygen som oksidasjonsmiddel

Aerob pusting og forbrenning av organiske forbindelser

Den viktigste redoksreaksjonen som involverer oksygen som et oksidasjonsmiddel, er aerob respirasjon . I løpet av enzymatisk katalyserte metabolske prosesser oksyderes C-atomene i de organiske forbindelsene (karbohydrater, fettsyrer) i kroppens celler ved hjelp av oksygen som et oksidasjonsmiddel. Oksygen reduseres med dannelsen av karbondioksid og energi oppnås i form av ATP.

${\ displaystyle \ mathrm {C_ {6} H_ {12} O_ {6} +6 \ O_ {2} \ longrightarrow 6 \ CO_ {2} +6 \ H_ {2} O}}$

ett molekyl glukose og 6 molekyler oksygen danner seks molekyler karbondioksid og 6 molekyler vann

Forbrenningsreaksjoner foregår på samme måte som normale kjemiske redoksreaksjoner når organiske forbindelser som inneholder karbon og hydrogen som z. B. tre, kull, bensin eller hydrokarboner . B. Propan kan brennes. Karbonet i disse forbindelsene reagerer som et reduksjonsmiddel med atmosfærisk oksygen som et oksidasjonsmiddel. I løpet av forbrenningen blir karbonatomene, avhengig av om tilstrekkelig oksygen er tilgjengelig, fullstendig oksidert til karbondioksid eller ufullstendig til en blanding av karbondioksid og karbonmonoksid ved frigjøring av elektroner . Oksygenatomene reduseres ved absorpsjon av elektroner med dannelsen av ikke-metalloksydene karbondioksid eller karbonmonoksid og vann som et kovalent ikke-metalloksyd .

• Fullstendig forbrenning:${\ displaystyle \ mathrm {2 \ mathbb {C} _ {3} H_ {8} +10 \ O_ {2} \ longrightarrow 6 \ CO_ {2} +8 \ H_ {2} O}}$
• Ufullstendig forbrenning:${\ displaystyle \ mathrm {2 \ C_ {3} H_ {8} +9 \ O_ {2} \ longrightarrow 4 \ CO_ {2} +2 \ CO + 8 \ H_ {2} O}}$

Dannelse av ikke-metalloksider

Mange andre uorganiske elementer som B. ikke-metaller kan, med unntak av fluor og edelgasser , inngå redoksreaksjoner med oksygen som oksidasjonsmiddel og blir derved oksidert til de respektive ikke-metalloksydene . Ikke-metallene oppfører seg veldig annerledes. Så reagerer z. B. elementene i 5. og 6. hovedgruppe, slik som. B. fosfor og nitrogen, eller svovel og selen normalt i oksydasjonen og danner stabile oksider, slik som. B. svoveloksider , fosforoksider og nitrogenoksider . På den annen side skjer oksidasjonsreaksjonene til halogenene , som i seg selv er oksidasjonsmidler, bare med oksygen med stor innsats og med forsiktighetstiltak, fordi de dannede halogenoksydene er veldig ustabile og enda sterkere oksidasjonsmidler enn halogenene. Fluor danner ikke et oksid med oksygen, fordi fluor til og med er et sterkere oksidasjonsmiddel enn oksygen. Fluor oksyderer oksygen i en redoksreaksjon for å danne oksygenfluorider , der O-atomet formelt har en positiv oksidasjonstilstand og, som forventet, reduseres til fluoridens oksidasjonstilstand .

Dannelse av metalloksider

Metaller, med unntak av edle metaller, er potensielle reduksjonsmidler og kan inngå redoksreaksjoner med oksygen som oksidasjonsmiddel, og derved danne metalloksider . Hvis et metallatom reagerer med et oksygenmolekyl, kan oksydasjonen av metallet forstås ved hjelp av følgende reaksjonsligninger :

Oksidasjon: Metallet M som reduksjonsmiddel frigjør to elektroner og oksyderes til et kation. Ved å frigjøre elektronene kan delvis okkuperte skall oppløses og neste lavere stabile elektronkonfigurasjon oppnås.

${\ displaystyle {\ ce {M -> M ^ {2} + + 2e-}}}$

Reduksjon: Molekylet oksygen som et oksidasjonsmiddel tar to elektroner per atom og reduseres med dannelsen av to oksidanioner

${\ displaystyle {\ ce {O2 + 4e- -> 2O ^ {2} -}}}$

Redoksreaksjon: Oksygen oksyderer metallet til metalloksydet og reduseres selv i prosessen.

${\ displaystyle {\ ce {2M + O2 -> 2M ^ {2} + + 2O ^ {2} -}}}$

Disse redoksreaksjonene kan imidlertid forløpe forskjellig avhengig av metalltypen ( alkalimetaller , jordalkalimetaller , metaller i borgruppen ) og også avhengig av typen reaksjonsbetingelser (temperatur, overskudd eller utilstrekkelig oksygen, tilstedeværelse av vann eller nitrogen). Så z. B. danner alkalimetaller i tillegg til oksider også ioniske peroksider , eller slike. B. Hvis det er mangel på oksygen , reagerer litium også med nitrogenet i luften som et oksidasjonsmiddel i en redoksreaksjon for å danne et nitrid . Den lett brennbare jordalkalimetall magnesium og også den brennbare blanding av jern og aluminiumpulver i [sparkler] n reagerer med oksygenet i luften og danner metalloksider. I kompakt fast tilstand er begge metaller vanskelige å antenne, men oksyderes på overflaten av oksygen til metalloksider. Når det gjelder aluminium, har dette oksydlaget en sterk beskyttende effekt, passivering , mens det i tilfelle jern ødelegger rusten overflatene og fremmer ytterligere oksidasjon. Ved aktiv katodisk korrosjonsbeskyttelse utnyttes også redoksreaksjoner.

Redoksreaksjoner uten oksygen som oksidasjonsmiddel

Foreløpige merknader

På grunn av det store antallet mulige og velkjente redoksreaksjoner med oksygen som et tilsynelatende sterkt oksidasjonsmiddel, er begreper som oksidasjon og "redoksreaksjon" vanligvis umiddelbart forbundet med oksygen, spesielt siden begrepet "oksidasjon" historisk er nært knyttet til grunnstoffet oksygen. Bare å se på oksygen som et oksidasjonsmiddel, kan imidlertid føre til en begrenset ide om redoksreaksjoner. Det er mange andre oksidanter som gjennomgår redoksreaksjoner, inkludert de som er sterkere oksidanter enn oksygen, for eksempel. B. de allerede nevnte halogenene , blant dem også det sterkeste oksidasjonsmiddel fluor som til og med kan oksidere det klassiske sterke oksidasjonsmiddelet oksygen og reduseres av oksygenet med dannelsen av oksygenfluorider .

Mange av oksidasjonsmidlene, som er like sterke eller enda sterkere oksidasjonsmidler enn elementært oksygen, er forbindelser som er formelt avledet fra oksygen, f.eks. B. hydrogenperoksyd , peroksider og superoksider , eller ozon . Oksygenholdige anioner, som f.eks. B. Permanganater , nitrater , halogenater , kromater er akkurat som halogenene sterkere oksidasjonsmidler enn oksygen. Alle disse forbindelsene er oppført i henhold til oksidasjonsstyrken i tabeller som elektrokjemiske serier eller redoks potensial . Disse tabellene gjør det klart at det er et utrolig stort utvalg av mulige redoksreaksjoner som formelt sett bare er marginalt relatert til oksygen.

Redoksreaksjoner med hydrogen som reduksjonsmiddel

Den viktige rollen til oksygen som et oksidasjonsmiddel i redoksreaksjoner tilsvarer den viktige rollen som hydrogen som reduksjonsmiddel i redoksreaksjoner. Slike reaksjoner med gassformig hydrogen spiller en viktig rolle innen preparativ organisk kjemi . Disse prosessene ble enda viktigere etter at det meget stabile, inerte hydrogenmolekylet hadde blitt aktivert av katalysatorer. I laboratoriet ble den arbeidskrevende håndteringen av gassformig hydrogen gjort lettere ved bruk av faste, saltlignende hydrider .

Bakteriell dannelse av metan med hydrogen

Archaea fra gruppen metangeneratorer kan produsere metan fra karbondioksid i fravær av oksygen . Prosessen kalles metanogenese .

${\ displaystyle {\ ce {CO2 + 4H2 -> CH4 + 2H2O}}}$

Redoksreaksjoner for storproduksjon og bruk av hydrogen som reduksjonsmiddel

Siden hydrogen, i motsetning til oksygen, ikke er tilgjengelig i elementær form i atmosfæren, ble det etter 1900 nødvendig å produsere hydrogen enkelt og billig, fordi hydrogen var nødvendig for produksjon av ammoniakk . Dette var en storskala redoksreaksjon, fordi ammoniakk var nødvendig både for produksjon av nitrogengjødsel , så vel som for produksjon av salpetersyre og eksplosiver . En metode ble utviklet for å produsere hydrogen fra en blanding av vann, hydrokarboner og naturgass , dvs. fra forbindelser der hydrogen er i en høyere oksidasjonstilstand (+1) enn i elementær tilstand (0). For det nødvendige raske løpet av en reduserende redoksreaksjon, måtte høye temperaturer sikres ved delvis forbrenning av naturgass. Den kompliserte reduksjonsprosessen som ble utviklet på den tiden, består av to sammenkoblede redoksreaksjoner:

• 1. den såkalte dampreformeringen og
• 2. den påfølgende såkalte vanngassskiftreaksjonen .

I den første reaksjonen blir hydrokarboner reduktivt sprukket under høyt trykk og ved bruk av spesielle katalysatorer for å danne en blanding av metan, karbonmonoksid og hydrogen . I den andre påfølgende reaksjonen økes hydrogenutbyttet ved å bruke en del av karbonmonoksidet dannet i det første trinnet som et reduksjonsmiddel i en ytterligere redoksreaksjon for å redusere vann til hydrogen, hvor karbonmonoksidet oksyderes til karbondioksid.

Reaksjonsligningene for produksjon av hydrogen fra metan (som et enkelt eksempel) er:

• 1. Trinn reformere: ;${\ displaystyle \ mathrm {CH_ {4} + H_ {2} O \ rightarrow CO + 3 \ H_ {2}}}$
• 2. trinn vanngassskiftreaksjon: ${\ displaystyle \ mathrm {CO + H_ {2} O \ rightarrow CO_ {2} + H_ {2}}}$

Det produserte hydrogenet har blitt brukt i industriell skala siden 1913 for reduksjon av nitrogen til ammoniakk, og i løpet av denne store redoksreaksjonen blir det oksidert fra oksidasjonstilstand 0 til høyere oksidasjonstilstand +1. Nitrogenet, som reduseres i løpet av reaksjonen, fungerer som et oksidasjonsmiddel, ${\ displaystyle \ mathrm {{\ overset {-3} {N}} {\ oversett {+1} {H_ {3}}}}}$

${\ displaystyle \ mathrm {N_ {2} +3 \ H_ {2} \ longrightarrow 2 \ NH_ {3}} \}$

Reaksjonsligning for redoksreaksjon for syntese av ammoniakk fra nitrogen og hydrogen.

I en ytterligere storskala redoksreaksjon som finner sted i flere trinn, har den såkalte Ostwald-prosessen blitt brukt siden 1908 for å produsere salpetersyre ved katalytisk oksidasjon av ammoniakk med oksygen som oksidasjonsmiddel .

Det er nødvendig i nær fremtid og også forutsigbart at hydrogen vil erstatte karbon og dets forbindelser over hele verden som et reduksjonsmiddel i store redoksreaksjoner som f.eks. B. må erstatte i stålproduksjon. I fremtiden z. B. den oksidære jernmalmen i stålproduksjon kan reduseres direkte med hydrogen. Naturligvis er det da også nødvendig at det nye reduksjonsmiddelet hydrogen må produseres fotovoltaisk uten dannelse av karbonmonoksid og karbondioksid .

Metaller som sterke reduksjonsmidler i redoksreaksjoner

Den elektrokjemiske serien viser at hydrogen ikke er det sterkeste reduksjonsmiddelet. B. alkalimetallene og jordalkalimetallene er mye sterkere reduksjonsmidler. Disse metallene kan til og med redusere protonene i +1 oksidasjonstilstand, som bare er tilstede i svært lave konsentrasjoner i vann, i en redoksreaksjon for å danne elementært hydrogen og oksyderes til deres respektive høyere kationiske oksidasjonstilstander +1 eller +2 som leverandører. av de nødvendige elektronene.

${\ displaystyle \ mathrm {2 \ Na + 2 \ H_ {2} O \ rightarrow 2 \ NaOH + H_ {2}}}$

Natrium som et reduksjonsmiddel for protoner i vann oksyderes med dannelsen av natriumkationer og grunnstoff, dannet ved reduksjon av protoner

${\ displaystyle \ mathrm {Ca + 2 \ H_ {2} O \ rightarrow Ca (OH) _ {2} + H_ {2}}}$

Kalsium som et reduksjonsmiddel for protoner i vann oksyderes med dannelsen av kalsiumkationer og grunnstoff, dannet ved reduksjon av protoner

Eksempel på elektrokjemisk redoksreaksjon

Den beskrevne dannelsen av hydrogen finner også sted når katoden til et batteri brukes som en elektrondonor og dermed som et "reduksjonsmiddel" i stedet for metaller som elektrondonorer og reduksjonsmidler . Under vannelektrolysen som deretter finner sted , fungerer anoden da som et "oksidasjonsmiddel", og elementært oksygen blir dannet der ved absorpsjon av elektroner. Ifølge disse eksemplene er det også klart når det gjelder det viktige reduksjonsmiddelhydrogen at det er mange andre redoksreaksjoner med andre reduksjonsmidler i tillegg til redoksreaksjoner med hydrogen som reduksjonsmiddel.

Andre viktige eksempler på redoksreaksjoner

Redoksreaksjoner er av grunnleggende betydning i kjemi: aerob metabolisme - og alle forbrenningsprosesser , mange tekniske produksjonsprosesser og påvisningsreaksjoner er elektronoverføringsreaksjoner og er derfor redoksreaksjoner. For å vise eller gjenkjenne hvilket atom i et stoff som er oksidert i løpet av en redoksreaksjon og hvilket atom som er redusert, kan oksidasjonstallene bestemmes og skrives over de respektive atomsymbolene.

Spesielle tilfeller

I en komposisjon (også: synproportionering) reagerer forbindelser som inneholder et element i lav oksidasjonstilstand ( reduksjonsmiddel ) sammen med forbindelser der det aktuelle elementet er i en høyere oksidasjonstilstand ( oksidasjonsmiddel ) for å danne en forbindelse med et medium oksidasjonstilstand.

Man snakker om en proporsjonasjon når, i en kjemisk reaksjon, grunnstoffer med middels oksidasjonstilstand endres til de med en lavere og en høyere.

${\ displaystyle \ mathrm {2 \ H_ {2} O_ {2} \ longrightarrow 2 \ H_ {2} O + O_ {2}}}$

Disproportionering av to molekyler av hydrogenperoksid for å danne vann og oksygen.

Disse reaksjonene skjer ofte under påvirkning av en katalysator (et stoff som akselererer en kjemisk reaksjon uten å endre seg).

Eksempler

Hver forbrenning er en redoksreaksjon med oksygen som oksidasjonsmiddel. Dette gjelder også forbrenning av bensin , diesel og parafin i kjøretøy, skip og fly. Drivstoff som frigjør mye energi når de brennes, kan brukes som rakettdrivstoff . Fordi det i disse tilfellene kreves mye oksygen på kort tid, kommer ikke oksygenet fra luften, men må tilføres i flytende form fra en oksygentank. Også i pyroteknikk brukes reaksjoner av for det meste faste reduksjonsmidler med faste oksidasjonsmidler for forskjellige fyrverkerieffekter . Når det gjelder eksplosiver , oppstår en plutselig eksoterm redoksreaksjon der gasser frigjøres, som avhengig av temperaturen utvides kraftig og dermed forårsaker eksplosivkraften, eller i tilfelle raketter, fremdriftskraften. Også kjent er forbrenning av en gassblanding av hydrogen og oksygen ( knall eller knall reaksjon ), som finner sted som en eksplosjon og produserer vanndamp (H ₂ O) som et reaksjonsprodukt .

Storskala redoks-prosesser

Forbrenningen av fossile brensler som kull , råolje og naturgass brukes i termiske kraftverk for å generere elektrisk energi. Tallrike reaksjoner fra metallurgifeltet er klassiske eksempler på teknisk viktige redoksreaksjoner i industrien.

Masovn prosess

Masovn

I masovneprosessen reduseres jern med koks . En av sidereaksjonene er det sterke reduksjonsmiddelet karbonmonoksid , som ikke umiddelbart reagerer for å danne karbondioksid hvis det mangler oksygen i masovnen.

1) ${\ displaystyle {\ ce {C + O2 -> CO2}}}$

Energiproduserende forbrenning av koks.

2) ${\ displaystyle {\ ce {CO2 + C -> 2CO}}}$

Dannelse av gassformig reduksjonsmiddel karbonmonoksid. Boudouard likevekt

3) ${\ displaystyle {\ ce {Fe2O3 + 3CO -> 3CO2 + 2Fe}}}$

Reduksjon av jernoksid til elementært jern.

Thermit prosess

Thermit prosess for sveising av jernbanespor

Aluminium kan brukes som reduksjonsmiddel ved fremstilling av mange metaller fra oksyder, hvis metallene er mer edle enn aluminium. Prosessen der aluminiumpulver eller chips brukes, kalles den aluminotermiske prosessen . En blanding av jernoksid og aluminium kalles termitt og kan brukes både til å sveise jernbanespor sammen og for å antenne stikkbomber .

${\ displaystyle {\ ce {2Al + Fe2O3 -> Al2O3 + 2Fe}}}$

Mat

Under produksjonen av margarin blir vegetabilske oljer katalytisk hydrogenert ( fettherdende ).

${\ displaystyle {\ ce {R-CH = CH-R + H2 -> R-CH2-CH2-R}}}$

umettede fettsyrer hydrogeneres med hydrogen.

Den rødming av kjøtt ved herding av salter er også en redoks-reaksjon. Stabile komplekser med lys rød farge (nitrosylmyoglobin og nitrosylmetmyoglobin) dannes.

${\ displaystyle {\ ce {Mb + NO2- -> MMb + + NO}}$

Tilsetning av nitritt til myoglobin skaper metmyoglobin og nitrosyl .

Antioksidanter tilsettes fettete matvarer for å forhindre oksidasjonsskader på produktet (og dermed harsk ). I stedet blir de tilsatte antioksidanter angrepet oksidativt.

Analytics

Tallrike analysemetoder er basert på redoks-prosesser. Klassiske deteksjonsreaksjoner eller separasjonsprosesser er delvis basert på redoksreaksjoner. Likeledes moderne elektrokjemiske analysemetoder og kvantitativ redoks titrering .

Syntetisk kjemi

I Haber-Bosch-prosessen produseres ammoniakk ved å redusere nitrogen med reduksjonsmiddelet hydrogen .

${\ displaystyle {\ ce {N2 + 3H2 -> 2NH3}}}$

Ammoniakk er et viktig forløpsprodukt for produksjon av nitrogenholdig gjødsel og av stor betydning for landbruket. Ammoniakk som en H-rik lagringsforbindelse for hydrogen blir også viktigere fordi det brenner i en redoksreaksjon med oksygen som et oksidasjonsmiddel for å danne nitrogen og vann. H. kan oksideres.

${\ displaystyle {\ ce {4NH3 + 3O2 -> 2N2 + 6H2O}}}$

biokjemi

Mange cellebiologiske prosesser er basert på redoksreaksjoner. Koenzymer NAD , NADP og FAD , som overfører reduserende midler i form av hydridioner , er ofte involvert . Disse reduksjonsekvivalenter tjener ofte til å konvertere energi gjennom fosforylering av substratkjede eller oksidativ fosforylering i form av GTP eller ATP .

Celleånding og fotosyntese

Under cellerespirasjonen , glukose er (druesukker) oksideres til karbondioksid og oksygen reduseres til vann. Den forenklede sumformelen er:

${\ displaystyle {\ ce {C6H12O6 + 6O2 -> 6CO2 + 6H2O}}$

Ett molekyl glukose og seks oksygenmolekyler blir til seks molekyler karbondioksid og seks vannmolekyler.

Den omvendte reaksjonen er fotosyntese , der grønne planter fra karbondioksid og vann - ved å levere energi ( lys ) - bygger opp glukose og frigjør oksygen. Brutto reaksjonsligningen er:

${\ displaystyle {\ ce {6CO2 + 12H2O -> C6H12O6 + 6O2 + 6H2O}}}$

Alkoholholdig gjæring

Organismer som bakergær kan omdanne sukker til alkohol ( etanol ) og karbondioksid under alkoholgjæring for å generere energi fra det.

${\ displaystyle {\ ce {C6H12O6 + 2ADP + 2P_ {i} -> 2C2H5OH + 2CO2 + 2ATP}}}$

Elektrokjemi

Den elektrokjemi er den gren av fysikalsk kjemi , som omhandler forholdet mellom elektriske og kjemiske prosesser. Hvis en redoksreaksjon derfor blir tvunget eller tilfører en slik elektrisk strøm , er dette en elektrokjemisk prosess. Prosessene som er avgjørende for elektrokjemi finner sted ved fasegrensen . Elektrokjemi er vitenskapen om prosessene mellom en elektronleder ( elektrode ) og en ioneleder ( elektrolytt ). Nernst-ligningen , som beskriver konsentrasjonsavhengigheten av elektrodepotensialet, er av sentral betydning . Dette kan brukes analytisk ved hjelp av redoks titrering for å bestemme ioner i løsning. Teoretisk blir overføring av eksterne elektroner i løsning beskrevet av Marcus-teorien .

Galvaniske elementer, akkumulatorer og elektrolyse

Hvis redoksreaksjonen blir tvunget av en ekstern påført elektrisk spenning, kalles denne prosessen elektrolyse - hvis den kjemiske reaksjonen av egnede stoffer gir en målbar spenning, er det et galvanisk element til stede. Disse spenningene ( redokspotensialer ) er karakteristiske for de respektive reaksjonene og er dokumentert på en skala, den elektrokjemiske spenningsserien | elektrokjemisk spenningsserien. Den styrke av et oksiderende eller reduserende middel kan måles her .

Elektrokjemiske redoksreaksjoner finner sted i en galvanisk celle:

• Under elektrolysen og ladingen av en akkumulator tilføres elektrisk energi .
• Når du tømmer et batteri eller henter strøm fra en brenselcelle , oppnås elektrisk energi som i reversibelt tilfelle tilsvarer Gibbs-energien til reaksjonen når den elektriske strømmen har en tendens til null (I = 0) .

litteratur

• Peter W. Atkins: Fysisk kjemi . 3. korrigert utgave. Wiley-VCH, Weinheim 2001, ISBN 3-527-30236-0 . 
• Charles E. Mortimer, Ulrich Müller: Kjemi . Thieme, Stuttgart 2015, ISBN 978-3-13-484312-5 . 

weblenker

Wiktionary: Redox reaksjon  - forklaringer av betydninger, ordets opprinnelse, synonymer, oversettelser

• Videoopplæring og øvelser for å sette opp redoksligninger

Individuelle bevis

1. ↑ ^{a b} Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Chemistry. En lærebok for alle naturvitere, VCH Verlagsgesellschaft D6940 Weinheim, 1988, ISBN 978-3-527-26241-0 , ISBN 3-527-26241-5 , s. 200, s. 567-578
2. ↑ Theodore L. Brown, H. Eugene LeMay, Bruce E. Bursten: Kjemi. Den sentrale vitenskapen . Pearson Studium, 2007, ISBN 978-3-8273-7191-1 , pp. 168, 977-980, 992-998 . 
3. ↑ Guido Kickelbick: Kjemi for ingeniører. 1. utgave. Pearson Studium, 2008, ISBN 978-3-8273-7267-3 , s. 176.
4. ↑ Hans-Dieter Belitz , Werner Grosch , Peter Schieberle : Lærebok om matkjemi . 6. helt reviderte utgave. Springer, Berlin / Heidelberg 2008, ISBN 978-3-540-73201-3 , s. 593 , doi : 10.1007 / 978-3-540-73202-0 . 
5. ^ Siemens UK , åpnet 5. juli 2018.